Propriétés Colligatives des solutions

2011-2012 Tutorat UE3 – Physique – Fiche Propriétés Colligatives des solutions 1 / 4
Tutorat de Physique - UE3
Fiche propriétés colligatives des solutions
Pr Galleyrand
Préparée par l’ATM²
I) Propriétés Colligatives
Dans toute la suite de cette fiche, on notera p le soluté et s le solvant.
a) Diagramme de phase
On étudie un système ne comprenant qu’un seul constituant, de l’eau pure par exemple.
Il nous donne sous quel état se présente l’eau en fonction de la température et de la pression.
Dans les conditions du point triple, elle est simultanément présente sous 3 états. Au-delà du point
critique, on ne fait plus la distinction entre l’état liquide et gazeux.
b) Equilibre thermodynamique de deux phases à plusieurs
constituants.
On se place dans le cas où le système est composé de 2 constituants, le solvant s et le soluté p en
équilibre sous 2 phases, liquide I et gazeux II. Nous allons étudier les compositions relatives de
chaque phase.
Loi de Raoult : 
 = K.
La pression partielle de solvant au dessus du liquide est proportionnelle à sa fraction molaire dans la
solution.
Loi de Henry : 
La concentration en soluté dans la solution est proportionnelle à sa pression partielle au dessus du
liquide.
FACULTE
De
PHARMACIE

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/!\ parfois, la concentration est exprimé sous forme de fraction molaire, soyez bien attentifs aux
unités de la constante, elles vous renseignent sur celle de la concentration.
La pression totale de la phase gazeuse est donc égale à la somme des pressions partielle de chaque
constituant.
c) Cryométrie, ébulliométrie et tonométrie
Nous allons comparer le comportement de la solution par rapport au comportement du solvant en ce
qui concerne les changements d’états :
- Abaissement cryoscopique ΔT : étudié par la cryométrie (transition de phase solide –
liquide à pression P constante), il correspond à la diminution de la température de fusion de
la solution par rapport à celle du solvant pur.
ΔT = K.c (mol.L-1) = K.
NB : On peut aussi appliquer cette formule dans le cadre d’une étude ébulliométrique.
- Abaissement relatif de la pression de vapeur au dessus du liquide : étudié par la
tonométrie (transition de phase liquide – vapeur à température T constante)
Il est primordial de ne pas apprendre les unités par cœur mais de les déduire en regardant comment
est exprimée la constante, cela évite un effort de mémorisation supplémentaire !
d) Pression osmotique d’une solution
• On étudie le cas d’une membrane idéalement semi-perméable (au travers de laquelle seules les
molécules de solvant peuvent passer) qui sépare deux compartiments I et II. Ils contiennent le même
soluté et solvant mais en concentrations différentes.
→ le système est hors équilibre car les potentiels chimiques du solvant sont différents ; il ne peut y
avoir égalisation des concentrations par diffusion du soluté car il ne peut pas passer la membrane.
solution : on va tendre vers un équilibre physico-chimique par un flux de solvant à travers la
membrane du milieu le moins concentré vers le milieu le plus concentré (il tend donc à diluer le
compartiment le plus concentré).
ΔT
ΔP

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La pression osmotique s’exerce du compartiment le plus
concentré vers le moins concentré alors que c’est
l’inverse pour le flux de solvant.
Ici, on peut déduire qui le compartiment 1 est moins
concentré que le compartiment 2 → 
 > 
- relation de Van’t Hoff : ΔP = R.T.c = π /!\ faites bien attention à observer
l’unité dans laquelle est donnée R, pour pouvoir en déduire quelles sont les unités des autres
paramètres.
notion de tonicité et d’osmolarité:
- l’osmolarité est la somme des molarités de chaque constituant de la solution. Deux solutions
sont dites iso-osmolaires si elles ont les mêmes osmolarités, quelle que soit la nature des
particules.
- la tonicité se réfère au comportement d’une cellule (le globule rouge notamment) placée en
solution.
• elle ne subit pas de modification de volume → milieux extra et intracellulaire isotoniques.
• le volume de la cellule augmente par entrée de liquide : solution environnante hypotonique par
rapport au liquide intracellulaire  risque de lyse de la cellule !
• le volume cellulaire diminue : solution extérieure hypertonique par rapport au milieu
intracellulaire.
/!\ dans le cas de la membrane cellulaire lipophile, tonicité et osmolarité ne sont pas égales car
certaines molécules comme l’urée peuvent traverser la bicouche lipidique.
NB : L’eau diffuse librement à travers les membranes biologiques contrairement aux ions dont le
maintient des gradients de concentration est assuré pas des transport actifs.
II) Etude des solutions
a) Expression des concentrations
La concentration en soluté représente la quantité de soluté par unité de quantité de solution ou de
solvant.
- Molalité = concentration molale : quantité de matière par unité de masse de solvant en
mol.kg-1.
- Molarité = concentration molaire : quantité de matière par unité de volume de solution en
mol.L-1.
- Fraction molaire : rapport du nombre de mole de soluté au nombre total de moles dans la
solution, elle représente la quantité de matière relative de substance dans un mélange.
et   
  xs + xp = 1
Dans une solution à i constituants, le raisonnement est le même :    et  
compartiment 1
compartiment 2
flux de
solvant
ΔP

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b) Liens entre fraction molaire, molalité et molarité
Dans le cas des solutions très diluées (xp → 0) :
 ↔  
Rappel : • la masse volumique Mv, comme son nom l’indique constitue la masse de substance par
unité de volume :   
 en kg.m-3.
• on définit alors la densité d, rapport entre la masse volumique de la substance et la masse
volumique d’une substance de référence :
- dans le cas d’un solide ou d’un liquide, la référence est l’eau    
↔      
 ↔      avec V en m-3 donc en exprimant V en L :
    avec V en L et m en kg.
- dans le cas d’un gaz, la référence est l’air    
Ainsi,   
c) Cas particulier des solutions d’électrolytes dissociables
- osmolarité = nombre de particules (osmoles) par litre de solution
- osmolalité = nombre d’osmoles par kilogramme de solvant
• soluté non dissociable : 1 mole de soluté ↔ 1 osmole
• soluté dissociable AnCm ↔ nAm- + mCn+ avec cp la concentration molaire initiale du soluté.
1 molécule dissociée donne γ = n + m ions au total - α = coefficient de dissociation
L’osmolarité (concentration efficace sur les propriétés colligatives des solutions) s’écrit
Cosm = [α(γ - 1) + 1].cp = i.cp
e)Concentration équivalente Ce d’un électrolyte
Elle représente le nombre de charges (+) ou (-) par litre de solution. L’électroneutralité impose
l’égalité du nombre de charges ie n. lz-l = m. lz+l = n.m = Ne.
Si la molarité de l’électrolyte est cp et la dissociation complète, Ce = Ne.cp